Det ?r ingen hemlighet att kemi ?r en ganska komplex och m?ngsidig vetenskap. M?nga olika reaktioner, reagenser, kemikalier och andra komplexa och obegripliga termer - de interagerar alla med varandra. Men huvudsaken ?r att vi sysslar med kemi varje dag, oavsett om vi lyssnar p? l?raren p? lektionen och l?r oss nytt material eller brygger te, vilket i allm?nhet ocks? ?r en kemisk process.

Man kan dra slutsatsen att kemi ?r ett m?ste, att f?rst? den och veta hur v?r v?rld eller n?gra av dess separata delar fungerar ?r intressant och dessutom anv?ndbart.

Nu m?ste vi ta itu med en s?dan term som en kovalent bindning, som f?rresten kan vara b?de pol?r och opol?r. F?rresten, sj?lva ordet "kovalent" bildas fr?n det latinska "co" - tillsammans och "vales" - som har makt.

Termiska h?ndelser

L?t oss b?rja med det faktum att Termen "kovalent" introducerades f?rst 1919 av Irving Langmuir - Nobelpristagare. Begreppet "kovalent" inneb?r en kemisk bindning d?r b?da atomerna delar elektroner, vilket kallas med?gande. Den skiljer sig allts? till exempel fr?n en metallisk, d?r elektroner ?r fria, eller fr?n en jonisk, d?r man ger elektroner till en annan. Det b?r noteras att det bildas mellan icke-metaller.

Baserat p? det f?reg?ende kan vi dra en liten slutsats om vad denna process ?r. Det uppst?r mellan atomer p? grund av bildandet av vanliga elektronpar, och dessa par uppst?r p? de yttre och f?re-yttre underniv?erna av elektroner.

Exempel p? ?mnen med en pol?r:

Typer av kovalenta bindningar

Tv? typer s?rskiljs ocks? - dessa ?r pol?ra, och f?ljaktligen opol?ra bindningar. Vi kommer att analysera funktionerna f?r var och en av dem separat.

Kovalent pol?r - utbildning

Vad ?r termen "pol?r"?

Det h?nder vanligtvis att tv? atomer har olika elektronegativitet, d?rf?r tillh?r inte vanliga elektroner dem lika, men de ?r alltid n?rmare den ena ?n den andra. Till exempel en v?tekloridmolekyl, d?r elektronerna i den kovalenta bindningen ?r bel?gna n?rmare kloratomen, eftersom dess elektronegativitet ?r h?gre ?n v?te. Men i verkligheten ?r skillnaden i elektronattraktion tillr?ckligt liten f?r fullst?ndig ?verf?ring av en elektron fr?n v?te till klor.

Som ett resultat, vid polaritet, skiftar elektront?theten till en mer elektronegativ, och en partiell negativ laddning uppst?r p? den. I sin tur har k?rnan, vars elektronegativitet ?r l?gre, f?ljaktligen en partiell positiv laddning.

Vi sammanfattar: pol?ra uppst?r mellan olika icke-metaller, som skiljer sig i v?rdet av elektronegativitet, och elektroner ?r placerade n?rmare k?rnan med st?rre elektronegativitet.

Elektronegativitet - f?rm?gan hos vissa atomer att attrahera andras elektroner och d?rigenom bilda en kemisk reaktion.

Exempel p? kovalent pol?r, ?mnen med en kovalent pol?r bindning:

Formeln f?r ett ?mne med en kovalent pol?r bindning

Kovalent icke-pol?r, skillnad mellan pol?r och icke-pol?r

Och slutligen, icke-pol?r, kommer vi snart att ta reda p? vad det ?r.

Den st?rsta skillnaden mellan icke-pol?r och pol?r?r symmetri. Om, i fallet med en pol?r bindning, elektronerna var bel?gna n?rmare en atom, d? med en opol?r bindning, ?r elektronerna ordnade symmetriskt, det vill s?ga lika med avseende p? b?da.

Det ?r anm?rkningsv?rt att icke-pol?r uppst?r mellan icke-metallatomer av ett kemiskt element.

Till exempel, ?mnen med opol?ra kovalenta bindningar:

Dessutom kallas en upps?ttning elektroner ofta helt enkelt ett elektronmoln, baserat p? detta drar vi slutsatsen att kommunikationens elektronmoln, som bildar ett gemensamt elektronpar, ?r f?rdelat i rymden symmetriskt eller j?mnt med avseende p? b?das k?rnor.

Exempel p? en kovalent icke-pol?r bindning och ett schema f?r bildning av en kovalent icke-pol?r bindning

Men det ?r ocks? anv?ndbart att veta hur man skiljer mellan kovalent pol?r och icke-pol?r.

kovalent icke-pol?r?r alltid atomer av samma ?mne. H2. CL2.

Den h?r artikeln har kommit till sitt slut, nu vet vi vad denna kemiska process ?r, vi vet hur man best?mmer den och dess varianter, vi k?nner till formlerna f?r bildning av ?mnen, och i allm?nhet lite mer om v?r komplexa v?rld, framg?ng i kemi och bildandet av nya formler.

Definition

En kovalent bindning ?r en kemisk bindning som bildas p? grund av socialiseringen av atomer i deras valenselektroner. Ett obligatoriskt villkor f?r bildandet av en kovalent bindning ?r ?verlappningen av atom?ra orbitaler (AO), p? vilka valenselektroner finns. I det enklaste fallet leder ?verlappningen av tv? AO till bildandet av tv? molekyl?ra orbitaler (MO): en bindande MO och en antibindande (lossande) MO. Delade elektroner ?r placerade p? en l?gre energibindande MO:

Kommunikationsutbildning

Kovalent bindning (atombindning, homeopol?r bindning) - en bindning mellan tv? atomer p? grund av socialisering (elektrondelning) av tv? elektroner - en fr?n varje atom:

A. + B. -> A: B

Av denna anledning har det homeopol?ra f?rh?llandet en riktningskarakt?r. Ett elektronpar som g?r en bindning tillh?r b?da bindande atomerna samtidigt, till exempel:

Typer av kovalenta bindningar

Det finns tre typer av kovalenta kemiska bindningar som skiljer sig ?t i mekanismen f?r deras bildande:

1. Enkel kovalent bindning. F?r dess bildning ger var och en av atomerna en oparad elektron. N?r en enkel kovalent bindning bildas f?rblir atomernas formella laddningar of?r?ndrade. Om atomerna som bildar en enkel kovalent bindning ?r desamma, s? ?r de verkliga laddningarna f?r atomerna i molekylen ocks? desamma, eftersom atomerna som bildar bindningen lika mycket ?ger ett socialiserat elektronpar, en s?dan bindning kallas en opol?r kovalent obligation. Om atomerna ?r olika, s? best?ms graden av ?gande av ett socialiserat elektronpar av skillnaden i atomernas elektronegativitet, en atom med st?rre elektronegativitet har ett par bindningselektroner i st?rre utstr?ckning, och d?rf?r ?r det sant laddning har negativt tecken, en atom med l?gre elektronegativitet f?r samma laddning, men med positivt tecken.

Sigma (s)-, pi (p)-bindningar - en ungef?rlig beskrivning av typerna av kovalenta bindningar i molekylerna av organiska f?reningar, s-bindning k?nnetecknas av det faktum att elektronmolnets densitet ?r maximal l?ngs axeln som f?rbinder atomernas k?rnor. N?r en p-bindning bildas uppst?r den s? kallade laterala ?verlappningen av elektronmoln, och elektronmolnets densitet ?r maximal "?ver" och "under" s-bindningens plan. Ta till exempel eten, acetylen och bensen.

I etenmolekylen C 2 H 4 finns en dubbelbindning CH 2 \u003d CH 2, dess elektroniska formel ?r: H: C:: C: H. K?rnorna i alla etenatomer ?r bel?gna i samma plan. Tre elektronmoln av varje kolatom bildar tre kovalenta bindningar med andra atomer i samma plan (med vinklar mellan dem p? cirka 120°). Molnet av den fj?rde valenselektronen i kolatomen ligger ovanf?r och under molekylens plan. S?dana elektronmoln av b?da kolatomerna, som delvis ?verlappar ?ver och under molekylens plan, bildar en andra bindning mellan kolatomer. Den f?rsta, starkare kovalenta bindningen mellan kolatomer kallas en s-bindning; den andra, mindre starka kovalenta bindningen kallas en p-bindning.

I en linj?r acetylenmolekyl

H-S?S-N (N: S::: S: N)

det finns s-bindningar mellan kol- och v?teatomer, en s-bindning mellan tv? kolatomer och tv? p-bindningar mellan samma kolatomer. Tv? p-bindningar ?r bel?gna ovanf?r s-bindningens verkningssf?r i tv? inb?rdes vinkelr?ta plan.

Alla sex kolatomer i den C 6 H 6 cykliska bensenmolekylen ligger i samma plan. s-bindningar verkar mellan kolatomer i ringens plan; samma bindningar finns f?r varje kolatom med v?teatomer. Varje kolatom spenderar tre elektroner f?r att g?ra dessa bindningar. Moln av de fj?rde valenselektronerna av kolatomer, som har formen av ?ttor, ?r placerade vinkelr?tt mot bensenmolekylens plan. Varje s?dant moln ?verlappar lika mycket elektronmolnen hos angr?nsande kolatomer. I bensenmolekylen bildas inte tre separata p-bindningar, utan ett enda p-elektronsystem av sex elektroner, gemensamt f?r alla kolatomer. Bindningarna mellan kolatomerna i bensenmolekylen ?r exakt desamma.

En kovalent bindning bildas som ett resultat av socialiseringen av elektroner (med bildandet av vanliga elektronpar), som uppst?r under ?verlappningen av elektronmoln. Elektronmoln av tv? atomer deltar i bildandet av en kovalent bindning. Det finns tv? huvudtyper av kovalenta bindningar:

• En kovalent icke-pol?r bindning bildas mellan icke-metallatomer av samma kemiska element. Enkla ?mnen har en s?dan bindning, till exempel O 2; N2; C12.
• En kovalent pol?r bindning bildas mellan atomer av olika icke-metaller.

se ?ven

Litteratur

• "Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, s.264.

Wikimedia Foundation. 2010 .

I vilken en av atomerna donerade en elektron och blev en katjon, och den andra atomen accepterade en elektron och blev en anjon.

De karakteristiska egenskaperna hos en kovalent bindning - riktning, m?ttnad, polaritet, polariserbarhet - best?mmer de kemiska och fysikaliska egenskaperna hos f?reningar.

Riktningen p? bindningen beror p? ?mnets molekyl?ra struktur och den geometriska formen p? deras molekyl. Vinklarna mellan tv? bindningar kallas bindningsvinklar.

M?ttnad - atomernas f?rm?ga att bilda ett begr?nsat antal kovalenta bindningar. Antalet bindningar som bildas av en atom begr?nsas av antalet av dess yttre atom?ra orbitaler.

Bindningens polaritet beror p? den oj?mna f?rdelningen av elektrondensiteten p? grund av skillnader i atomernas elektronegativitet. P? grundval av detta delas kovalenta bindningar in i opol?ra och pol?ra (icke-pol?ra - en diatomisk molekyl best?r av identiska atomer (H 2, Cl 2, N 2) och varje atoms elektronmoln ?r f?rdelade symmetriskt med avseende p? dessa atomer; pol?r - en diatomisk molekyl best?r av atomer av olika kemiska grund?mnen, och det allm?nna elektronmolnet skiftar mot en av atomerna och bildar d?rigenom en asymmetri i f?rdelningen av den elektriska laddningen i molekylen, vilket genererar ett dipolmoment hos molekylen) .

Polariserbarheten av en bindning uttrycks i f?rskjutningen av bindningselektroner under p?verkan av ett yttre elektriskt f?lt, inklusive det fr?n en annan reagerande partikel. Polariserbarheten best?ms av elektronr?rlighet. Polariteten och polariserbarheten av kovalenta bindningar best?mmer reaktiviteten hos molekyler med avseende p? pol?ra reagenser.

Tv? g?nger nobelpristagaren L. Pauling p?pekade dock att "i vissa molekyler finns kovalenta bindningar p? grund av en eller tre elektroner ist?llet f?r ett gemensamt par." En enkelelektron kemisk bindning realiseras i molekyl?rjonen v?te H2+.

Den molekyl?ra v?tejonen H 2 + inneh?ller tv? protoner och en elektron. Den enda elektronen i molekylsystemet kompenserar f?r den elektrostatiska repulsionen av tv? protoner och h?ller dem p? ett avst?nd av 1,06 ? (l?ngden p? den kemiska H 2 + bindningen). Centrum f?r elektront?theten i elektronmolnet i molekylsystemet ?r p? samma avst?nd fr?n b?da protonerna med Bohr radien a 0 =0,53 A och ?r symmetricentrum f?r den molekyl?ra v?tejonen H 2 + .

Encyklopedisk YouTube

• 1 / 5

  En kovalent bindning bildas av ett elektronpar som delas mellan tv? atomer, och dessa elektroner m?ste uppta tv? stabila orbitaler, en fr?n varje atom.

  A + B -> A: B

  Som ett resultat av socialisering bildar elektroner en fylld energiniv?. En bindning bildas om deras totala energi p? denna niv? ?r mindre ?n i initialtillst?ndet (och skillnaden i energi ?r inget mer ?n bindningsenergin).

  Enligt teorin om molekyl?ra orbitaler leder ?verlappningen av tv? atom?ra orbitaler i det enklaste fallet till bildandet av tv? molekyl?ra orbitaler (MO): bindande MO och antibonding (lossande) MO. Delade elektroner ?r bel?gna p? en l?gre energibindande MO.

  Bildning av en bindning under rekombination av atomer

  Mekanismen f?r interatomisk interaktion f?rblev dock ok?nd under l?ng tid. F?rst 1930 introducerade F. London begreppet dispersionsattraktion - interaktionen mellan momentana och inducerade (inducerade) dipoler. F?r n?rvarande kallas de attraktionskrafter som beror p? v?xelverkan mellan fluktuerande elektriska dipoler av atomer och molekyler "Londonkrafter".

  Energin f?r en s?dan interaktion ?r direkt proportionell mot kvadraten p? den elektroniska polariserbarheten a och omv?nt proportionell mot avst?ndet mellan tv? atomer eller molekyler i sj?tte potensen.

  Bindningsbildning genom donator-acceptor-mekanismen

  F?rutom den homogena mekanismen f?r bildandet av en kovalent bindning som beskrivs i f?reg?ende avsnitt, finns det en heterogen mekanism - interaktionen av motsatt laddade joner - protonen H + och den negativa v?tejonen H -, kallad hydridjonen:

  H + + H - -> H 2

  N?r jonerna n?rmar sig attraheras hydridjonens tv?elektronmoln (elektronparet) till protonen och blir s? sm?ningom gemensamt f?r b?da v?tek?rnorna, det vill s?ga det f?rvandlas till ett bindande elektronpar. Partikeln som f?rser ett elektronpar kallas en donator, och partikeln som accepterar detta elektronpar kallas en acceptor. En s?dan mekanism f?r bildandet av en kovalent bindning kallas donator-acceptor.

  H++ H2O -> H3O+

  En proton angriper det ensamma elektronparet i en vattenmolekyl och bildar en stabil katjon som finns i vattenl?sningar av syror.

  P? liknande s?tt ?r en proton f?st vid en ammoniakmolekyl med bildandet av en komplex ammoniumkatjon:

  NH3 + H+ -> NH4+

  P? detta s?tt (enligt donator-acceptormekanismen f?r kovalent bindningsbildning) erh?lls en stor klass av oniumf?reningar, som inkluderar ammonium, oxonium, fosfonium, sulfonium och andra f?reningar.

  En v?temolekyl kan fungera som en elektronpardonator, som vid kontakt med en proton leder till bildandet av en molekyl?r v?tejon H 3 + :

  H2 + H+ -> H3+

  Det bindande elektronparet av den molekyl?ra v?tejonen H 3 + tillh?r samtidigt tre protoner.

  Typer av kovalenta bindningar

  Det finns tre typer av kovalenta kemiska bindningar som skiljer sig ?t i mekanismen f?r bildning:

  1. Enkel kovalent bindning. F?r dess bildning ger var och en av atomerna en oparad elektron. N?r en enkel kovalent bindning bildas f?rblir atomernas formella laddningar of?r?ndrade.

  • Om atomerna som bildar en enkel kovalent bindning ?r desamma, s? ?r de verkliga laddningarna f?r atomerna i molekylen ocks? desamma, eftersom atomerna som bildar bindningen lika mycket ?ger ett delat elektronpar. En s?dan koppling kallas icke-pol?r kovalent bindning. Enkla ?mnen har ett s?dant samband, till exempel: 2, 2, 2. Men inte bara icke-metaller av samma typ kan bilda en kovalent icke-pol?r bindning. Icke-metalliska element vars elektronegativitet ?r lika v?rde kan ocks? bilda en kovalent icke-pol?r bindning, till exempel i PH 3-molekylen ?r bindningen kovalent icke-pol?r, eftersom EO av v?te ?r lika med EO av fosfor.
  • Om atomerna ?r olika, s? best?ms graden av ?gande av ett socialiserat elektronpar av skillnaden i atomernas elektronegativitet. En atom med st?rre elektronegativitet attraherar ett par bindningselektroner till sig sj?lv starkare, och dess verkliga laddning blir negativ. En atom med mindre elektronegativitet f?r samma positiva laddning. Om en f?rening bildas mellan tv? olika icke-metaller, s? kallas en s?dan f?rening pol?r kovalent bindning.

  I etenmolekylen C 2 H 4 finns en dubbelbindning CH 2 \u003d CH 2, dess elektroniska formel: H: C:: C: H. K?rnorna i alla etenatomer ?r bel?gna i samma plan. Tre elektronmoln av varje kolatom bildar tre kovalenta bindningar med andra atomer i samma plan (med vinklar mellan dem p? cirka 120°). Molnet av den fj?rde valenselektronen i kolatomen ligger ovanf?r och under molekylens plan. S?dana elektronmoln av b?da kolatomerna, som delvis ?verlappar ?ver och under molekylens plan, bildar en andra bindning mellan kolatomer. Den f?rsta, starkare kovalenta bindningen mellan kolatomer kallas en s-bindning; den andra, svagare kovalenta bindningen kallas p (\displaystyle \pi )-kommunikation.

  I en linj?r acetylenmolekyl

  H-S?S-N (N: S::: S: N)

  det finns s-bindningar mellan kol- och v?teatomer, en s-bindning mellan tv? kolatomer och tv? p (\displaystyle \pi ) bindningar mellan samma kolatomer. Tv? p (\displaystyle \pi )-bindningar ?r bel?gna ovanf?r s-bindningens verkningssf?r i tv? inb?rdes vinkelr?ta plan.

  Alla sex kolatomer i den C 6 H 6 cykliska bensenmolekylen ligger i samma plan. s-bindningar verkar mellan kolatomer i ringens plan; samma bindningar finns f?r varje kolatom med v?teatomer. Varje kolatom spenderar tre elektroner f?r att g?ra dessa bindningar. Moln av de fj?rde valenselektronerna av kolatomer, som har formen av ?ttor, ?r placerade vinkelr?tt mot bensenmolekylens plan. Varje s?dant moln ?verlappar lika mycket elektronmolnen hos angr?nsande kolatomer. I bensenmolekylen, inte tre separata p (\displaystyle \pi )-anslutningar, men en enda p (\displaystyle \pi ) dielektrikum eller halvledare. Typiska exempel p? atom?ra kristaller (atomerna i vilka ?r sammankopplade med kovalenta (atom?ra) bindningar) ?r

  Kovalenta, joniska och metalliska ?r de tre huvudtyperna av kemiska bindningar.

  L?t oss f? veta mer om kovalent kemisk bindning. L?t oss ?verv?ga mekanismen f?r dess f?rekomst. L?t oss ta bildandet av en v?temolekyl som ett exempel:

  Ett sf?riskt symmetriskt moln bildat av en 1s-elektron omger k?rnan av en fri v?teatom. N?r atomer n?rmar sig varandra upp till ett visst avst?nd ?verlappar deras orbitaler delvis (se fig.), som ett resultat av detta uppst?r ett molekyl?rt tv?elektronmoln mellan centra av b?da k?rnorna, som har en maximal elektrondensitet i utrymmet mellan k?rnorna. Med en ?kning av densiteten hos den negativa laddningen sker en stark ?kning av attraktionskrafterna mellan molekylmolnet och k?rnorna.

  S? vi ser att en kovalent bindning bildas av ?verlappande elektronmoln av atomer, vilket ?tf?ljs av frig?ring av energi. Om avst?ndet mellan k?rnorna i atomerna som n?rmar sig ber?ring ?r 0,106 nm, kommer det efter ?verlappningen av elektronmolnen att vara 0,074 nm. Ju st?rre ?verlappning av elektronorbitaler ?r, desto starkare ?r den kemiska bindningen.

  kovalent kallad kemisk bindning utf?rd av elektronpar. F?reningar med en kovalent bindning kallas homeopol?r eller atom-.

  Existera tv? typer av kovalenta bindningar: pol?r och icke-pol?r.

  Med icke-pol?r kovalent bindning som bildas av ett gemensamt elektronpar, ?r elektronmolnet f?rdelat symmetriskt med avseende p? k?rnorna i b?da atomerna. Ett exempel kan vara diatomiska molekyler som best?r av ett grund?mne: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 och andra, d?r elektronparet tillh?r b?da atomerna lika.

  Vid polar I en kovalent bindning f?rskjuts elektronmolnet mot atomen med en h?gre relativ elektronegativitet. Till exempel molekyler av flyktiga oorganiska f?reningar s?som H 2 S, HCl, H 2 O och andra.

  Bildandet av HCl-molekylen kan representeras enligt f?ljande:

  

  D?rf?r att den relativa elektronegativiteten f?r kloratomen (2.83) ?r st?rre ?n den f?r v?teatomen (2.1), elektronparet skiftar mot kloratomen.

  F?rutom utbytesmekanismen f?r bildandet av en kovalent bindning - p? grund av ?verlappning finns det ocks? donator-acceptor mekanismen f?r dess bildande. Detta ?r en mekanism d?r bildandet av en kovalent bindning sker p? grund av ett tv?elektronmoln av en atom (donator) och en fri omloppsbana av en annan atom (acceptor). L?t oss titta p? ett exempel p? mekanismen f?r bildning av ammonium NH 4 +. I ammoniakmolekylen har kv?veatomen ett tv?elektronmoln:

  V?tejonen har en fri 1s orbital, l?t oss beteckna den som .

  I processen f?r ammoniumjonbildning blir tv?elektronmolnet av kv?ve vanligt f?r kv?ve- och v?teatomer, vilket inneb?r att det omvandlas till ett molekyl?rt elektronmoln. D?rf?r upptr?der en fj?rde kovalent bindning. Processen f?r ammoniumbildning kan representeras enligt f?ljande:

  Laddningen av v?tejonen sprids bland alla atomer, och tv?elektronmolnet som h?r till kv?vet blir vanligt med v?te.

  Har du n?gra fr?gor? Vet du inte hur du g?r dina l?xor?
  F?r att f? hj?lp av en handledare – anm?l dig.
  F?rsta lektionen ?r gratis!

  webbplats, med hel eller delvis kopiering av materialet, kr?vs en l?nk till k?llan.

  En kemisk bindning ?r v?xelverkan mellan partiklar (joner eller atomer), som utf?rs i processen att utbyta elektroner som finns p? den sista elektroniska niv?n. Det finns flera typer av en s?dan bindning: kovalent (den ?r uppdelad i icke-pol?r och pol?r) och jonisk. I den h?r artikeln kommer vi att uppeh?lla oss mer i detalj vid den f?rsta typen av kemiska bindningar - kovalenta. Och f?r att vara mer exakt, i sin pol?ra form.

  En kovalent pol?r bindning ?r en kemisk bindning mellan valenselektronmoln hos angr?nsande atomer. Prefixet "ko-" - betyder i detta fall "tillsammans", och grunden f?r "valens" ?vers?tts som styrka eller f?rm?ga. De tv? elektronerna som binder med varandra kallas ett elektronpar.

  Ber?ttelse

  Termen anv?ndes f?rst i ett vetenskapligt sammanhang av Nobelprisvinnande kemisten Irving Lenngryum. Det h?nde 1919. I sitt arbete f?rklarade forskaren att bindningen d?r elektroner som ?r gemensamma f?r tv? atomer observeras skiljer sig fr?n metallisk eller jonisk. S? det kr?ver ett separat namn.

  Senare, redan 1927, beskrev F. London och W. Heitler, med v?temolekylen som den kemiskt och fysikaliskt enklaste modellen som exempel, en kovalent bindning. De kom ig?ng fr?n andra ?nden och underbyggde sina observationer med hj?lp av kvantmekanik.

  K?rnan i reaktionen

  

  Processen att omvandla atom?rt v?te till molekyl?rt v?te ?r en typisk kemisk reaktion, vars kvalitativa egenskap ?r en stor fris?ttning av v?rme n?r tv? elektroner kombineras. Det ser ut ungef?r s? h?r: tv? heliumatomer n?rmar sig varandra och har en elektron i sin omloppsbana. Sedan n?rmar sig dessa tv? moln varandra och bildar ett nytt, liknande ett heliumskal, d?r tv? elektroner redan roterar.

  Kompletterade elektronskal ?r mer stabila ?n ofullst?ndiga, s? deras energi ?r betydligt l?gre ?n f?r tv? separata atomer. Under bildandet av en molekyl avleds ?verskottsv?rme i milj?n.

  Klassificering

  Inom kemi finns det tv? typer av kovalenta bindningar:

  1. En icke-pol?r kovalent bindning bildad mellan tv? atomer av samma icke-metalliska grund?mne, s?som syre, v?te, kv?ve, kol.
  2. En kovalent pol?r bindning uppst?r mellan atomer av olika icke-metaller. Ett bra exempel ?r v?tekloridmolekylen. N?r atomer av tv? element kombineras med varandra, passerar den oparade elektronen fr?n v?te delvis till den sista elektroniska niv?n av kloratomen. S?ledes bildas en positiv laddning p? v?teatomen och en negativ laddning p? kloratomen.

  Donator-acceptor-obligation?r ocks? en typ av kovalent bindning. Den best?r i det faktum att en atom fr?n ett par ger b?da elektronerna, blir en donator, och atomen som accepterar dem, respektive, anses vara en acceptor. N?r en bindning bildas mellan atomer ?kar donatorns laddning med en och acceptorns laddning minskar.

  Semipol?r bindning - e Det kan betraktas som en underart av donator-acceptor. Endast i det h?r fallet f?renas atomer, varav en har en komplett elektronorbital (halogener, fosfor, kv?ve), och den andra har tv? oparade elektroner (syre). Kommunikation bildas i tv? steg:

  • f?rst tas en elektron bort fr?n det oparade paret och f?sts vid de oparade;
  • f?reningen av de ?terst?ende oparade elektroderna, det vill s?ga en kovalent pol?r bindning bildas.

  Egenskaper

  

  En pol?r kovalent bindning har sina egna fysikaliska och kemiska egenskaper, s?som riktning, m?ttnad, polaritet och polariserbarhet. De best?mmer egenskaperna hos de resulterande molekylerna.

  Riktningen f?r bindningen beror p? den framtida molekylstrukturen f?r det resulterande ?mnet, n?mligen p? den geometriska form som tv? atomer bildar vid addition.

  M?ttnad visar hur m?nga kovalenta bindningar en atom av ett ?mne kan bilda. Detta antal begr?nsas av antalet yttre atom?ra orbitaler.

  Molekylens polaritet uppst?r eftersom elektronmolnet, bildat av tv? olika elektroner, ?r oj?mnt l?ngs hela sin omkrets. Detta beror p? skillnaden i negativ laddning i var och en av dem. Det ?r denna egenskap som avg?r om en bindning ?r pol?r eller opol?r. N?r tv? atomer av samma grund?mne kombineras ?r elektronmolnet symmetriskt, vilket betyder att bindningen ?r kovalent icke-pol?r. Och om atomer av olika grund?mnen kombineras, bildas ett asymmetriskt elektronmoln, molekylens s? kallade dipolmoment.

  Polariserbarhet ?terspeglar hur aktivt elektronerna i en molekyl f?rskjuts under inverkan av yttre fysikaliska eller kemiska medel, s?som ett elektriskt eller magnetiskt f?lt, andra partiklar.

  De tv? sista egenskaperna hos den resulterande molekylen best?mmer dess f?rm?ga att reagera med andra pol?ra reagens.

  Sigma bond och pi bond

  Bildandet av dessa bindningar beror p? distributionst?theten av elektroner i elektronmolnet under bildandet av molekylen.

  Sigmabindningen k?nnetecknas av n?rvaron av en t?t ackumulering av elektroner l?ngs axeln som f?rbinder atomk?rnorna, det vill s?ga i horisontalplanet.

  Pi-bindningen k?nnetecknas av komprimering av elektronmoln vid sk?rningspunkten, det vill s?ga ovanf?r och under en atoms k?rna.

  Visualisera relationer i en formelpost

  

  L?t oss ta kloratomen som ett exempel. Dess yttre elektroniska niv? inneh?ller sju elektroner. I formeln ?r de ordnade i tre par och en oparad elektron runt elementets beteckning i form av prickar.

  Om klormolekylen skrivs p? samma s?tt kommer man att se att tv? oparade elektroner har bildat ett par som ?r gemensamt f?r tv? atomer, det kallas delade. Dessutom fick var och en av dem ?tta elektroner.

  Oktett-dubbelregel

  

  Kemisten Lewis, som f?reslog hur en pol?r kovalent bindning bildas, var den f?rsta av hans kollegor att formulera en regel som f?rklarar stabiliteten hos atomer n?r de kombineras till molekyler. Dess v?sen ligger i det faktum att kemiska bindningar mellan atomer bildas n?r ett tillr?ckligt antal elektroner socialiseras f?r att erh?lla en elektronisk konfiguration som upprepas liknande atomerna i ?dla grund?mnen.

  Det vill s?ga, n?r molekyler bildas, f?r deras stabilisering ?r det n?dv?ndigt att alla atomer har en fullst?ndig extern elektronisk niv?. Till exempel, v?teatomer, som f?renas till en molekyl, upprepar elektronskalet av helium, kloratomer, f?r likhet p? elektronisk niv? med argonatomen.

  L?nkl?ngd

  

  En kovalent pol?r bindning k?nnetecknas bland annat av ett visst avst?nd mellan k?rnorna i de atomer som bildar molekylen. De ?r bel?gna p? ett s?dant avst?nd fr?n varandra d?r molekylens energi ?r minimal. F?r att uppn? detta ?r det n?dv?ndigt att atomernas elektronmoln ?verlappar varandra s? mycket som m?jligt. Det finns ett direkt proportionellt m?nster mellan storleken p? atomerna och den l?nga bindningen. Ju st?rre atom, desto l?ngre bindning mellan k?rnorna.

  En variant ?r m?jlig n?r en atom bildar inte en utan flera kovalenta pol?ra bindningar. D? bildas de s? kallade valensvinklarna mellan k?rnorna. De kan vara fr?n nittio till etthundra?ttio grader. De best?mmer den geometriska formeln f?r molekylen.